Semana 14

¿Cuales son las propiedades periódicas de los elementos químicos?

• El carácter metálico y no metálico.

Equipo	Propiedades periódicas de los elementos.
1	La configuración electrónica La configuración electrónica del átomo de un elemento corresponde a la ubicación de los electrones en los orbitales de los diferentes niveles de energía. La manera de mostrar cómo se distribuyen los electrones en un átomo, es a través de la configuración electrónica. El orden en el que se van llenando los niveles de energía es: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p.
2	La energía de ionización.- La energía de ionización, potencial de ionización o EI es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo perteneciente a una sustancia que se encuentra en estado gaseoso. La reacción puede expresarse de la siguiente forma: Siendo A(g) los átomos neutros de una sustancia elemental en estado gaseoso; EI, la energía de ionización y un electrón.
3	La afinidad electrónica. se define como la energía involucrada cuando un átomo gaseoso neutro en su estado fundamental (de mínima energía) captura un electrón y forma un ion mononegativo: . Dado que se trata de energía liberada, tiene signo negativo. En los casos en los que la energía sea absorbida, tendrá signo positivo. La electroafinidad aumenta cuando el tamaño del átomo disminuye, el efecto pantalla aumenta y cuando el nº atómico disminuye. Visto de otra manera: aumenta de izquierda a derecha, y de abajo hacia arriba, al igual que lo hace la electronegatividad
4	La electronegatividad. Es una propiedad química que mide la capacidad de un átomo (o de manera menos frecuente un grupo funcional) para atraer hacia él Iónico (diferencia superior o igual a 1,7) Covalente polar (diferencia entre 1,7 y 0,4) Covalente no polar (diferencia inferior a 0,4) los electrones, o densidad electrónica, cuando forma un enlace covalente en una molécula.
5	El volumen atómico.- es el volumen que ocupa un mol de átomo del elemento considerado. Se obtiene según la siguiente fórmula: Vol atom = masa atómica / densidad. Se mide en unidades de volumen por mol, por ejemplo, cc/mol.
6	El número de oxidación. Las reglas para los números de oxidación pueden deducirse si se tiene en cuenta lo dicho con respecto a que los elementos, al unirse, pierden, ganan o comparten electrones para llegar a una estructura más estable. Los números de oxidación son consecuencia de esto.

Conclusión:

-Al analizar la ordenación de los átomos en la tabla periódica, observamos que, en los grupos, las propiedades de estos son semejantes y en los períodos tienen una variación que podemos explicar. Pero es importante destacar que las propiedades de los átomos son debidas a la naturaleza de los mismos, y no a su localización en la tabla.

Semana 13 (recapitulación)

El día jueves pasamos al pizarron a escribir que eta un metal y un no metal, despues el profesor nos hizo poner un metal que es escencial, su no. atomico, sus electrones por nivel de energía y su modelo, nos puso un video sobre la materia y como esta constituida, al terminar este continuanos con otro video de la tabla periodica.

Por ultimo observamos como se comportan los gases nobles con la electricidad y cada uno tenía un colo diferente.

Semana 13

 ¿Cuales son las propiedades Físicas de los metales y no - metales?
 

Equipo	Metales	No-metales
1	Son brillosos, tienen conductividad eléctrica, son maleables	No tiene conductividad eléctrica,
2	Son brillosos, son conductores de electricidad, son duros.	No tienen buena conductividad eléctrica.
3	Todos los metales son sólidos excepto el mercurio líquido	Hay sólidos y gaseosos el único líquido es el bromo.
4	Brillantes, maleables, dúctiles	No tienen buena conductividad eléctrica
5	Tienen brillo, conductividad eléctrica y maleabilidad.	Son opacos, no tienen conductividad eléctrica.
6	Brillantes, duros, maleables, conducen electricidad.	Sin conductibilidad. Eléctrica, pueden ser blandos o duros y no son maleables

 ¿Cual es su estructura anatomica de los metales principales?

Equipo     Elemento    S. quimico   No. atomico y estructura     

     1         Mercurio    Hg              No. atomico 80 /estructura: 1,2,2,3,3,4,5,6,4,5,6,7,5,6,7,6,7,7

  
      2         Hierro        Fe               No. atomico 26 /estructura: 1,2,2,2,2,6,3,2,3,6,3,6

    






     3         Cobre        Cu               No. atomico 29 /estructura: 1,2,2,2,2,6,3,2,3,6,3,9

     4         Aluminio    Al                No. atomico 13 /estructura: 1,2,2,2,2,6,3,2,3,1

     5         Plata          Ag               No. atomico 47 /estructura: 1,2,2,2,2,6,3,2,3,6,3,10,4,2,4,6,4,10,5,2,5,1

     6         Niquel       Ni                No. atomico 28 / estructura (Ar) 3d8, 4s2

 Tabla Periodica

Recapitulación 12

El dia martes realizamos el experimento con sulfato de calcio, cloruro ferroso, sulfato de aluminio y potasio, fosfato de amonio, fosfato de sodio dibasico, sulfato de magnesio, todos estos convinados con agua, la cual dio diferentes resultados segun lo que se le agregara, despues de esto se les agrego acido sulfurico, clorhirico y tambien diferentes hidroxido de sodio y amonio, con los cuales tuvieron diferentes reacciones como sedimentacion en el fondo.

El dia jueves realizamos los modelos doblando y dividiendo a la mitad hasta saber en que punto ya no se podia dividir, al igual que un cubo de papel de 3x3 agregando rueditas adentro para saber cuantas puede contener.

Semana 12 (2)

Una vez clasificados los elementos se sugiere hacer preguntas como las siguientes:

¿Por qué unos elementos son metálicos y otros no metálicos?,

¿Cómo la estructura de los átomos de los elementos nos permite explicar lo anterior?

Investigación bibliográfica sobre el descubrimiento del electrón, protón y  neutrón y sobre los modelos atómicos de Thomson, de Rutherford y de Bohr.

Durante los siglos VI a IV antes de Cristo, en las ciudades griegas surgió una nueva mentalidad, una nueva forma de ver el mundo no como algo controlado por los dioses y  manejado a su capricho, sino como una inmensa máquina gobernada por una leyes fijas e  inmutables que el hombre podía llegar a comprender. Fue esta corriente de pensamiento la  que puso las bases de la matemática y las ciencias experimentales.

Demócrito, uno de estos pensadores griego, en al siglo IV antes de Cristo, se interrogó sobre la divisibilidad de la materia. A simple vista las sustancias son continuas y se pueden dividir. ¿Es posible dividir una sustancia indefinidamente? Demócrito pensaba que no, que llegaba un momento en que se obtenían unas partículas que no podían ser divididas más; a esas partículas las denominó átomos, que en griego significa indivisible. Cada elemento tenía un átomo con unas propiedades y forma específicas, distintas de las de los átomos de los otros elementos.

Las ideas de Demócrito, sin estar olvidadas completamente, cayeron en desuso durante más de dos mil años.

Mientras tanto, se desarrolló la química, se descubrieron nuevos elementos y se descubrieron las leyes que gobiernan las transformaciones químicas.    -          Precisamente para explicar algunas de estas leyes, las leyes ponderales, -          Equipo -          divisiones -          1 -          14 -          2 -          17 -          3 -          17 -          4 -          16 -          5 -          17 -          6 -          17  Dalton, en 1808 propuso una nueva teoría atómica. Según esta teoría, los elementos estaban formados por átomos, indivisibles e indestructibles, todos iguales entre sí, pero distintos de los átomos de los otros elementos. la unión de los átomos daba lugar a la variedad de sustancias conocidas y la ruptura de las uniones entre los átomos para formar nuevas uniones era el origen de las transformaciones químicas. -          Cuando en 1800 el italiano Volta descubrió la pila eléctrica, los químicos tuvieron una fuente continua de electricidad y se descubrieron muchos nuevos elementos gracias a ella. También se descubrió que algunas sustancias, como la sal, al disolverse en agua, podían transmitir la electricidad, mientras que otras, como el azúcar, no lo hacían. -          El físico y químico inglés Faraday, en la primera mitad del siglo XIX, estableció las leyes de la electroquímica, poniendo en relación cuantitativa algunas transformaciones químicas y la electricidad e intentó hacer pasar electricidad a través del vacío (lo que demostraría la existencia de partículas de electricidad), fracasando al no lograr un vacío lo bastante perfecto. -          A finales del siglo XIX Crookes obtuvo un vacío suficiente, observó que al someter en el vacío unas placas metálicas a una gran diferencia de potencial, unas partículas, con carga negativa, que se llamaron electrones, abandonaban la placa cargada negativamente y se movían hacia la que tenía carga positiva. Esas mismas partículas aparecían si se iluminaba un metal con luz ultravioleta. Estaba claro que sólo podían proceder de los átomos del metal, así que el átomo no era indivisible, estaba formado por partículas.  El físico inglés Thomson creyó que el átomo estaba formado por una esfera de carga positiva en la que se engastaban, como pasas en un pastel, los electrones. pero su propio discípulo Rutherford, descubrió que no podía ser así, que  toda la la carga positiva del átomo y casi toda su masa se encontraba en un reducido espacio, el núcleo atómico, mientras que su carga negativa de electrones estaban muy lejos de él, girando a su alrededor, de forma que la mayor parte del átomo estaba vacío (a escala, si el átomo tuviera el tamaño de una plaza de toros, el núcleo tendría el tamaño de un grano de arena). Posteriores investigaciones determinaron que el núcleo atómico estaba formado por dos tipos de partículas, los protones, de carga positiva, y los neutrones, sin carga eléctrica.  En 1860, los físicos alemanes Bunsen y Kirchhoff descubrieron que cada átomo, sin importar su estado, al ser calentado emite una luz de colores característica, los espectros atómicos. Gracias a su invención, se descubrió el elemento Helio, que se emplea en los globos, en el Sol, antes de sospecharse su existencia en la Tierra.  El físico danés Bohr, en 1913, explicó la existencia de los espectros atómicos suponiendo que los electrones no giran en torno al núcleo atómico en cualquier forma, sino que las órbitas de los electrones están cuantizadas mediante 3 números:  el número cuántico principal, n, que determina la distancia al núcleo, el radio de la órbita; el número cuántico azimutal, l, que determina la excentricidad de la órbita; y el número cuántico magnético, m, que determina su orientación en el espacio. Con posterioridad se añadió un cuarto número cuántico, el número cuántico de spín, s, que indica la rotación del electrón sobre si mismo. -          Un átomo emitía o absorbía luz cuando un electrón pasaba de una órbita a otra Y no podían existir dos electrones en el mismo átomo, con los cuatro números cuánticos iguales. -          Ya en la década de 1920 se propuso, gracias a los esfuerzos de Schrödinger, Heisenberg y el propio Bohr, la teoría de la mecánica cuántica, que da explicación del comportamiento de los electrones y átomos individualmente, en compuestos y en las transformaciones químicas...  -          Modelo Atómico de Dalton: -          Elaborar un cubo de tres por tres centímetros, colocar dentro del cubo las esferas solidas (atomos.     -          División del aire en sus componentes: -           Material: -          Tubo de ensaye de 20 x 200 mm, vaso de precipitados de 250 ml., o cuba hidroneumática -          Sustancias: velas, cerillos -          Procedimiento:  -          Colocar la vela dentro del vaso de precipitados, (fijar con la parafina al fondo del vaso. -          -Colocar tres centímetro de altura de agua  -          -encender la vela o   cubrir la vela  con el tubo de enraye y observar los cambios ocurridos. -          Observaciones: Al ir realizando el experimento fuimos observando que al colocar el matraz sobre la vela se fue apagando poco a poco debido a la falta del oxígeno. -          Conclusiones: Nosotros concluimos que es muy importante el oxigeno y la función que desarrolla ya que sin el no se produce la combustión. -          Indicar los compuestos formados y el gas sobrante dentro del tubo de ensayo: Como resultado dio el dióxido de carbono y de nitrógeno.